Thème 5 : l`énergétique 5.4 L`enthalpie de liaison 1

Thème 5 : l’énergétique
5.4 L’enthalpie de liaison
1.
Explique, en référence aux enthalpies de liaisons, comment une réaction peut être
endothermique.
2. Pourquoi est-ce que l’enthalpie de liaison moyenne de C=C est plus grande que celle de
C-C?
3. Utilise l’enthalpie de liaison moyenne pour calculer l’enthalpie de réaction, ∆H, de la
réaction suivante : H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
4. Utilise l’enthalpie de liaison moyenne pour calculer l’enthalpie de réaction, ∆H, de la
combustion du méthanol : 2CH3OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(l)
5. a) Utilise l’enthalpie de liaison moyenne pour calculer l’enthalpie de réaction, ∆H, de la
combustion de l’éthane.
b) a) Utilise l’enthalpie de liaison moyenne pour calculer l’enthalpie de réaction, ∆H, de
la combustion de l’éthène.
c) Explique pourquoi la combustion de l’éthène est moins exothermique que celle de
l’éthane.
6. Sans calculer, explique lequel de ces 2 hydrocarbures, éthène (C2H4) ou éthyne(C2H2)
aurait l’enthalpie de combustion la plus élevée.
7. a) Utilise l’enthalpie de liaison moyenne pour calculer l’enthalpie de combustion, ∆H, de
la combustion de l’acide éthanoïque(CH3COOH)
b) Utilise l’enthalpie de liaison moyenne pour calculer l’enthalpie de combustion, ∆H, de
la combustion de l’éthanal(CH3CHO)
c) En référence aux liaisons des 2 composés, explique la différence entre les deux
enthalpies de combustion.
éthyne
éthène
éthanal
acide éthanoïque
Thème 5 : l’énergétique
5.4 L’enthalpie de liaison
SOLUTIONS
1.
La rupture des liens est endothermique et la formation de liens est exothermique. Si
l’énergie absorbée par la rupture des liens est supérieure à l’énergie libérée par la
formation des liaisons la réaction sera endothermique.
2.
La liaison C=C implique 2 doublets liants(DL) alors que C-C implique un doublet
liant. Donc l’attraction électrostatique est plus grande entre les noyaux du C et 2 DL
que celle avec 1 DL.
3
H–H + Cl–Cl
H–Cl + H–Cl
H = [1H–H + 1Cl–Cl] – [2H–Cl]
= [436 + 243] – [2 × 432]
= 679 – 864
H = –185 kJ mol–1
4
H = [6C–H + 2C–O + 2O–H + 3O=O] – [4C=O + 8H–O]
= [6 × 413 + 2 × 358 + 2 × 464 + 3 × 498] – [4 × 746 + 8 × 464]
= 5616 – 6696
= –1080 kJ mol–1
Pour trouver H de la combustion du méthanol il faut diviser cette valeur par 2 car
l’équation équilibrée est pour 2 moles de méthanol.
enthalpie de combustion du méthanol = –540 kJ mol–1
Thème 5 : l’énergétique
5.4 L’enthalpie de liaison
SOLUTIONS
5
a
2C2H6(g) + 7O2(g)
4CO2(g) + 6H2O(g)
H = [2C–C + 12C–H + 7O=O] – [8C=O + 12H–O]
= [2 × 347 + 12 × 413 + 7 × 498] – [8 × 746 + 12 × 464]
= 9136–11536
= –2400 kJ (pour 2 mole d’éthane)
enthalpie de combustion de l’éthane = –1200 kJ mol–1
b
C2H4(g) + 3O2(g)
2CO2(g) + 2H2O(g)
H = [DC=C + 4DC–H + 3DO=O] – [4DC=O + 4DH–O]
= [612 + 4 × 413 + 3 × 498] – [4 × 746 + 4 × 464]
= 3758 – 4840
= –1082 kJ mol–1
enthalpie de combustion de l’éthène = –1082 kJ mol–1
c
6
La H de la combustion de l’éthène est moins exothermique que celle de
l’éthane parce que la liaison double C=C a une plus haute enthalpie de liaisons
que la liaison simple C-C et nécessite donc plus d’énergie pour la rompre ce qui
diminue la quantité d’énergie libérée.
Comme l’éthyne a une liaison triple C≡C ayant une enthalpie de liaison supérieure à
celle de la liaison double C=C et que par conséquent il faut plus d’énergie pour la
rompre que la liaison double, l’éthène aura l’enthalpie de combustion la plus élevée
(la plus négative).
Thème 5 : l’énergétique
5.4 L’enthalpie de liaison
SOLUTIONS
7
a
CH3COOH + 2O2
2CO2 + 2H2O
H = [C–C + 3C–H + 1C=O + 1C–O + 1O–H + 2O=O] – [4C=O + 4H–O]
= [347 + 3 × 413 +746 + 358 + 464 + 2 × 498] – [4 × 746 + 4 × 464]
= 4150 – 4840
= –690 kJ mol–1
Hcomb de l’acide éthanoïque = –690 kJ mol–1
b
2CH3CHO + 5O2
4CO2 + 4H2O
H = [2C–C + 8C–H + 2C=O + 5O=O] – [8C=O + 8H–O]
= [2 × 347 + 8 × 413 + 2 × 746 + 5 × 498] – [8 × 746 + 8 × 464]
= 7980 – 9680
= –1700 kJ (2 moles d’éthanal)
Hcomb de l’éthanal = –850 kJ mol–1
c
L’enthalpie de combustion de l’éthanal est supérieure à celle de l’acide
éthanoïque car l’acide éthanoïque a une liaison C–O de plus et une liaison O–H
(au lieu de C–H pour l’éthanal), qui doivent être rompues créant une plus grande
demande d’énergie pour la rupture et réduisant ainsi la quantité d’énergie
libérée.
Thème 5 : l’énergétique
5.4 L’enthalpie de liaison
SOLUTIONS
1.
La rupture des liens est endothermique et la formation de liens est exothermique. Si
l’énergie absorbée par la rupture des liens est supérieure à l’énergie libérée par la
formation des liaisons la réaction sera endothermique.
2.
La liaison C=C implique 2 doublets liants(DL) alors que C-C implique un doublet
liant. Donc l’attraction électrostatique est plus grande entre les noyaux du C et 2 DL
que celle avec 1 DL.
3.
4.
H = –185 kJ mol–1
à l’aide des enthalpies de liaisons : –1080 kJ mol–1
Pour trouver H de la combustion du méthanol il faut diviser cette valeur par 2 car
l’équation équilibrée est pour 2 moles de méthanol.
enthalpie de combustion du méthanol = –540 kJ mol–1
5.
a) –2400 kJ (pour 2 mole d’éthane)
enthalpie de combustion de l’éthane = –1200 kJ mol–1
b) –1082 kJ mol–1
enthalpie de combustion de l’éthène = –1082 kJ mol–1
c) La H de la combustion de l’éthène est moins exothermique que celle de
l’éthane parce que la liaison double C=C a une plus haute enthalpie de liaisons
que la liaison simple C-C et nécessite donc plus d’énergie pour la rompre ce qui
diminue la quantité d’énergie libérée.
6. Comme l’éthyne a une liaison triple C≡C ayant une enthalpie de liaison supérieure à
celle de la liaison double C=C et que par conséquent il faut plus d’énergie pour la
rompre que la liaison double, l’éthène aura l’enthalpie de combustion la plus élevée.
(la plus négative)
7.
a) Hcomb de l’acide éthanoïque = –690 kJ mol–1
b) –1700 kJ (2 moles d’éthanal)
Hcomb de l’éthanal = –850 kJ mol–1
c) L’enthalpie de combustion de l’éthanal est supérieure à celle de l’acide
éthanoïque car l’acide éthanoïque a une liaison C–O de plus et une liaison O–H (au lieu
de C–H pour l’éthanal), qui doivent être rompues créant une plus grande demande
d’énergie pour la rupture et réduisant ainsi la quantité d’énergie libérée.